Disociación de Electrolitos

 

DISOCIACIÓN DE ELECTROLITOS CONCEPTO DE ELECTROLITO El termino electrolito fue acuñado por Arrhenius para aquellas sustancias que al disolverlas en agua, o bien al fundirlas, dieran lugar a iones, y por tanto, pudieran conducir la corriente eléctrica al desplazarse estos cuando aplicamos una diferencia de potencial o voltaje. Son electrolitos los compuestos iónicos y los covalentes polares. Por lo tanto, recordemos las características más generales de estos compuestos: 

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Los compuestos iónicos, por general, son sólidos cris cristal talin inos os form formad ados os po por  r  aniones y cationes. Los compuestos compuestos covalentes covalentes  polares, por lo general, fo forman rman molécu moléculas las que son dipolos permanentes que se orientan atrayéndose los de signo opuesto (Fuerzas Van der Waals)

lo

polos de

Los compuestos iónicos, la mayoría sales, son solubles en agua (molécula dipolar) y su disolución podemos entenderla en dos etapas: La red cristalina sólida es rota por la atracción electrostática entre las moléculas de agua y los iones del compuesto, es decir, el polo negativo del agua atrae y arranca a los cationes del compuesto iónico y el polo positivo a los aniones. En la segunda etapa estos iones, separados y aislados, son rodeados por moléculas de agua. En resumen, se da una reacción de disociación del compuesto iónico en sus iones que será irreversible. Observaci Observ ación: ón: Existen Existen alguno algunoss compu compuesto estoss iónico iónicoss que son poco poco soluble solubless en agua, agua, establ estableci eciénd éndose ose un equilibrio entre la forma sólida y la forma disuelta ionizada (equilibrios de precipitación). Al disolverse en agua compuestos covalentes polares, inicialmente se rompen las fuerzas de Van der Waals que hay entre sus moléculas, quedando estas moléculas polares aisladas y separadas en el seno del agua, y en una segunda etapa se da una disociación en iones debida a interacciones electrostáticas con las moléculas  polares del agua, y en función del grado deun polaridad de químico la molécula puede ser irreversible (o prácticamente irreversible) o reversible hasta establecerse equilibrio iónico, es decir, entre la forma molecular y sus especies iónicas. En este último caso el equilibrio viene determinado por una constante de equilibrio referida a concentraciones que genéricamente denominamos constantes de ionicidad. A los electrolitos con disociación irreversibles se les denomina fuertes por aportar un gran número de iones a la disolución, y como consecuencia transmitir muy bien la corriente eléctrica. Por el contrario, a los que se disocian reversiblemente aportan un menor número de iones a la disolución y les denominaremos electrolitos débiles. Generalizando los principales electrolitos fuertes (por tanto con disociación irreversible) son las SALES solubles, ácidos hidrácidos de halógenos, oxácidos de un solo hidrógeno (cuantos más oxígenos más fuertes,  por ello el ácido sulfúrico H2SO4 aun teniendo dos hidrógenos es muy fuerte) e hidróxidos de Na y K. También generalizando, los principales electrolitos débiles (por tanto con disociación irreversible con la forma molecular) son los ácidos orgánicos, el amoniaco y las aminas, y en general todo electrolito del que nos den una constante de ionicidad.

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 DISOCIACIÓN

DE ELECTROLITOS a) DISO DISOCIAC CIACIÓN IÓN DE SALES SALES SOLU SOLUBLES BLES O SI SIN N AL ALCANZA CANZAR R EL PUNT PUNTO O DE SATURACIÓN Las sales solubles o sin alcanzar el punto de saturación, son electrolitos fuertes y cuando se funden o disuelven en agua se disocian en sus iones irreversiblemente. Es decir, dan tantos cationes –con una carga positiva igual al número de oxidación con el que actúa el metal de la sal- como átomos hay del metal en la molécula, más tantos aniones –con una carga negativa igual a la necesaria para neutralizar la positiva de los cationes, ya que la sal inicial es neutra- como átomos o grupos de átomos hay en el resto de la molécula.

Ejemplos NaCl → Na+ + ClCuSO4 → Cu2+ + SO4= NH4Cl → NH4+ + Cl-  aquí es el io ion n aamonio monio el que hace de metal con valencia 1 Cu(NO3)2 → Cu+2 + 2NO3Fe2(SO4)3 → 2Fe3+ + 3SO4= b) DISOCI DISOCIACI ACIÓN ÓN DE ÁCI ÁCIDOS DOS Los ácidos, según sean fuertes o débiles se disociarán irreversible o reversiblemente respect resp ectiva ivamen mente, te, pudien pudiendo do aplica aplicarr la teoría teoría de Arrheniu Arrhenius: s: Sustan Sustancia ciass con H que al + + disolverlas en agua dan H , es decir, darán tantos H  -protones- como H ácidos tenga la molécula, más un anión con una carga negativa igual al número de protones obtenidos.

Ejemplos:

HCl → H+ + ClH2SO4 → 2H+ + SO4= CH3-COOH   H+ + CH3-COO-

O bien bien,, la teor teoría ía de Br Brön önst sted ed-L -Low owry ry:: Susta Sustanc ncia iass qu quee al di disol solve verla rlass ce cede den n H +  al disolvente. Como el disolvente, en principio puede ser cualquiera, y nosotros trabajamos siempre siem pre con disolu disolucio ciones nes acuosas acuosas obliga obligator toriam iament entee tenemo tenemoss que especi especifica ficarr en la reacción que se trata del agua y que es el agua la que capta el protón formándose ion hidronio, por lo demás como en Arrhenius.

Ejemplos:

HCl + H2O → H3O+ + ClH2SO4 + 2H2O → 2H3O+ + SO4= CH3-COOH + H2O  H3O+ + CH3-COO-

Por comodidad se recomienda utilizar Arrhenius. 2 - 444123769.do 444123769.docc

 

c) DISO DISOCI CIAC ACIÓ IÓN N DE DE B BAS ASES ES Las bases, según sean fuertes o débiles se disociarán irreversible o reversiblemente respectivamente, pudiendo aplicar la teoría de Arrhenius: Sustancias con OH que al disolverlas en agua dan OH -, es decir, darán tantos OH- -aniones hidroxilo o oxidrilocomo OH tenga la molécula, más un catión con una carga positiva igual al número de iones hidroxilos obtenidos.

NaOH → Na+ + OH-

Ejemplos:  

NH4OH  NH4+ + OH-

O bien, bien, la teoría teoría de Brönst Brönsteded-Low Lowry: ry: Sustan Sustancias cias que al disolv disolverl erlas as captan captan H +  del disolvente. Como el disolvente, en principio puede ser cualquiera, y nosotros trabajamos siempre siem pre con disolu disolucio ciones nes acuosas acuosas obliga obligator toriam iament entee tenemo tenemoss que especi especifica ficarr en la reacción reacció n que se trata del agua y que es el agua la que cede el protón formándose formándose el ion hidroxilo como consecuencia de la perdida del protón por parte del agua.

NH3 + H2O  NH4+ + OH-

Ejemplos:  

CH3-NH2 + H2O  CH3-NH3+ + OH-

Se recomienda utilizar Arrhenius para disociar hidróxidos, y Brönsted-Lowr Brönsted-Lowryy para disociar bases que no son hidróxidos. Las bases que no son hidróxido no podrían disociarse por Arrhenius y las que no son hidr hidróx óxid idos os si lo ha hace cemo moss po porr Arrh Arrhen eniu iuss el proc proceso eso es más más la larg rgo o pa para ra qu qued edar arno noss finalmente el mismo resultado.

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